Equilíbrio Químico

Cartões · 52

Equilíbrio químico

Estado dinâmico em que as velocidades das reações direta e inversa se igualam e as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes.

Reação reversível

Processo químico que ocorre simultaneamente nos dois sentidos: direta (formação de produtos) e inversa (regeneração de reagentes).

Natureza dinâmica do equilíbrio

Significa que a reação não cessa no equilíbrio; reagentes continuam virando produtos e vice-versa na mesma velocidade.

Constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc)

Razão molar expressa por Kc = [C]^c [D]^d / ([A]^a [B]^b) para a reação genérica aA + bB ⇌ cC + dD.

Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp)

Razão de pressões expressa por Kp = (pC)^c (pD)^d / ((pA)^a (pB)^b) para reações em fase gasosa.

Relação matemática entre Kp e Kc

Kp = Kc . (R . T)^Δn, onde Δn é a variação no número de mols gasosos (produtos gasosos menos reagentes gasosos).

Condição para Kp ser igual a Kc

Ocorre quando Δn = 0, ou seja, quando o número de mols de espécies gasosas nos reagentes é igual ao dos produtos.

Substâncias que participam da expressão de Kc

Apenas espécies em solução aquosa (aq) ou no estado gasoso (g). Sólidos puros e líquidos puros não participam.

Por que sólidos puros são omitidos de Kc e Kp?

Porque a concentração molar ou densidade de um sólido puro permanece constante durante a reação e é absorvida na constante.

Por que a água líquida como solvente não entra em Kc?

Por estar em grande excesso, sua concentração molar permanece praticamente inalterada ao longo do processo.

Significado de Kc muito maior que 1

Indica que, no equilíbrio, a concentração dos produtos é muito superior à dos reagentes, favorecendo a reação direta.

Significado de Kc muito menor que 1

Indica que o equilíbrio é pouco deslocado para a direita, havendo predominância de reagentes no sistema.

Quociente de reação (Q)

Relação calculada com a mesma fórmula de Kc ou Kp, porém utilizando concentrações ou pressões fora do estado de equilíbrio.

Condição Q menor que Kc

O sistema ainda não atingiu o equilíbrio e se deslocará no sentido direto (para a direita) para formar mais produtos.

Condição Q igual a Kc

O sistema já se encontra em estado de equilíbrio dinâmico e as concentrações não variam espontaneamente.

Condição Q maior que Kc

O sistema apresenta excesso de produtos e se deslocará no sentido inverso (para a esquerda) para formar reagentes.

Princípio de Le Chatelier

Quando uma perturbação externa é imposta a um sistema em equilíbrio, ele se desloca de forma a minimizar esse efeito.

Efeito da adição de um reagente

Desloca a posição do equilíbrio para a direita (formação de produtos) para consumir a substância adicionada.

Efeito da remoção de um produto

Desloca a posição do equilíbrio para a direita (sentido direto) para repor a substância retirada.

Efeito do aumento da pressão total

Desloca o sistema gasoso em direção ao lado que apresenta o menor número de mols de gás.

Efeito da diminuição da pressão total

Desloca o sistema gasoso em direção ao lado que apresenta o maior número de mols de gás.

Efeito da variação de pressão quando Δn = 0

Não altera o estado nem a posição do equilíbrio, pois ambos os lados têm o mesmo volume molar gasoso.

Efeito da adição de gás inerte a volume constante

Não afeta o equilíbrio químico, pois as pressões parciais e as concentrações dos gases reagentes não mudam.

Efeito do aumento de temperatura em reação exotérmica

Desloca o equilíbrio para a esquerda (sentido endotérmico) e diminui o valor numérico de Kc.

Efeito do aumento de temperatura em reação endotérmica

Desloca o equilíbrio para a direita (sentido dos produtos) e aumenta o valor numérico de Kc.

Único fator que altera o valor numérico de Kc e Kp

A temperatura. Variações de concentração, pressão ou catalisador não alteram o valor da constante.

Ação de um catalisador no equilíbrio

Aumenta igualmente as velocidades direta e inversa, reduzindo o tempo para atingir o equilíbrio sem alterar Kc.

Kc da reação inversa

É o inverso da constante da reação direta: Kc(inversa) = 1 / Kc(direta).

Kc da reação multiplicada por um fator n

A nova constante de equilíbrio é elevada a essa potência: Kc' = (Kc)^n.

Kc de reações somadas (Lei de Hess para Kc)

A constante da reação global resultante é o produto das constantes individuais: Kc(global) = Kc1 . Kc2.

Grau de equilíbrio ou dissociação (α)

Razão entre a quantidade em mols da substância que reagiu/dissociou e a quantidade inicial presente: α = n(reagido)/n(inicial).

Equilíbrio homogêneo

Sistema em equilíbrio em que todos os reagentes e produtos se encontram em uma única fase física.

Equilíbrio heterogêneo

Sistema em equilíbrio em que reagentes e produtos coexistem em mais de uma fase física (ex.: sólido e gás).

Constante de autoionização da água (Kw)

Produto iônico da água dado por Kw = [H3O+] . [OH-], igual a 1,0 x 10^-14 a 25 °C.

Constante de ionização de um ácido fraco (Ka)

Para HA ⇌ H+ + A-, Ka = [H+] [A-] / [HA]; quanto maior Ka, maior a força do ácido.

Constante de basicidade de uma base fraca (Kb)

Para B + H2O ⇌ BH+ + OH-, Kb = [BH+] [OH-] / [B]; quanto maior Kb, maior a força da base.

Relação entre Ka e Kb de um par conjugado

Ka . Kb = Kw, demonstrando que quanto mais forte o ácido, mais fraca é a sua base conjugada.

pKa e pKb

Escalas logarítmicas de acidez e basicidade definidas como pKa = -log(Ka) e pKb = -log(Kb).

Produto de solubilidade (Kps)

Constante de equilíbrio para a dissolução de sais pouco solúveis; para AmBn(s) ⇌ m A^n+ + n B^m-, Kps = [A^n+]^m [B^m-]^n.

Efeito do íon comum

Redução da solubilidade de um sal ou do grau de ionização de um eletrólito fraco pela adição de um íon já presente no meio.

Condição de precipitação usando Qps e Kps

Haverá formação de precipitado quando o produto iônico Qps for maior do que a constante Kps (solução supersaturada).

Solução tampão

Solução formada por ácido fraco e sua base conjugada (ou base fraca e sal conjugado) que resiste a variações bruscas de pH.

Equação de Henderson-Hasselbalch para tampão ácido

Fórmula para cálculo de pH: pH = pKa + log([A-] / [HA]).

Hidrólise salina

Reação dos íons de um sal dissociado com a água, alterando o equilíbrio do Kw e gerando soluções ácidas ou básicas.

Kc da síntese da amônia: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)

Kc = [NH3]^2 / ([N2] . [H2]^3).

Kp da síntese da amônia: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)

Kp = (pNH3)^2 / (pN2 . (pH2)^3).

Kc da decomposição de CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g)

Kc = [CO2], pois carbonato de cálcio e óxido de cálcio são sólidos puros.

Kp da decomposição de CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g)

Kp = pCO2, dependendo exclusivamente da pressão parcial do gás gerado a uma dada temperatura.

Relação entre energia livre de Gibbs padrão e K

ΔG° = -R . T . ln(K); valores de K > 1 indicam que ΔG° é negativo e o processo direto é favorável.

Pressão parcial de um gás (Lei de Dalton)

pA = XA . P_total, onde XA é a fração molar do gás A e P_total é a pressão total do sistema gasoso.

Unidade usual da constante Kc

Formalmente expressa em termos adimensionais ou em (mol/L)^Δn, dependendo da convenção adotada no currículo.

Lei de Ação das Massas (Guldberg e Waage)

Enuncia que a velocidade de uma reação elementar é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes.